Química Orgânica: Ligação química e polaridade

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QUÍMICA ORGÂNICA APLICADA À 
GEOLOGIA 
 
 
Aulas 2 e 3 (INTRODUÇÃO À QUÍMICA ORGÂNICA) 
(Parte II) 
SEMESTRE 2018/2 
 
Professora: Tânia Márcia Sacramento Melo 
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• Em moléculas onde os dois átomos ligados não possuem diferença de 
eletronegatividade, o par de elétrons é igualmente compartilhado na 
ligação covalente. 
• Porém, quando há diferença de eletronegatividade entre os átomos, o 
compartilhamento também será desigual, gerando uma ligação polar, e 
por conseqüência, uma molécula polar. 
 
- Polaridade das ligações covalentes e das moléculas 
H H
H Cl
Mesma eletronegatividade
Diferença de eltronegatividade
d+ d-
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A magnitude dessa polarização é denominada de 
momento dipolar ou momento de dipolo (m), dado pela 
seguinte fórmula: 
Momento de dipolo (D) = m = e x d (m em Debye) 
 
d= distância, em metro, que separa as cargas 
 
e= carga parcial, em Coulomb 
 
m= momento de dipolo ( a unidade mais usada é Debye, e 
 seu valor no SI é de 3,33564 x 10-30 C/m) 
4 
5 
Moléculas poliatômicas 
 
Use o procedimento a seguir para determinar se uma molécula tem um 
dipolo: 
1.Use as diferenças de eletronegatividade para identificar todas as ligações 
polares e os sentidos dos dipolos de ligação. 
 
2.Determinar a geometria em torno de átomos individuais, e decidir se os 
dipolos individuais se cancelam ou se reforçam mutuamente. 
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- Pares de elétrons não ligantes fazem grandes contribuições 
para o μ. 
 
 
Uma molécula polar tem ligações polares, ou dois ou mais 
dipolos de ligação se reforçam. Um exemplo é a água : 
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• Moléculas APOLARES ( μ = 0 ) 
 
- Átomos de mesma eletronegatividade. 
 
- Átomos de eletronegatividades diferentes, cujos momentos 
de dipolo se anulam GEOMETRIA da molécula. 
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 Existem moléculas formadas por ligações 
polares, mas que são apolares (possuem 
μ = 0). 
Fórmula m(D) Fórmula m(D) 
H2 0 CH4 O 
Cl2 0 CH3Cl 1,87 
HF 1,91 CH2Cl2 1,55 
HCl 1,08 CHCl3 1,02 
HBr 0,42 CCl4 0 
HI 0,42 NH3 1,47 
BF3 0 NF3 0,24 
CO2 0 H2O 1,85 
Explica de maneira satisfatória a conectividade dos átomos 
Impõe aos elétrons uma localização 
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1 –ESTRUTURA DE LEWIS/Ressonância 
Para escrever corretamente uma estrutura de Lewis, observa-
se as cargas formais: 
 
• A fórmula para a determinação da carga formal de um átomo 
em uma estrutura de Lewis é dada como: 
 
Carga Formal = no elétrons de valência - (no elétrons não ligantes + 1/2 no elétrons 
ligantes) 
Íon carbonato (CO3
2-) → 3 estruturas de Lewis equivalentes. 
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Interconversão pela simples TRANSFERÊNCIA DE ELÉTRONS. 
Considere o íon carbonato, CO3
2- onde temos um total de 
24 e- para colocarmos na estrutura de Lewis. 
Íon carbonato (CO3
2-) 
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Dados conhecidos 
• Dados de raios X 
 Todas as ligações no íon carbonato têm o mesmo 
comprimento. 
• Dados teóricos 
 As densidades de carga são iguais nos átomos de 
oxigênio. 
O Oxigênio é mais eletronegativo 
 que o C (O=3 e C= 2,5) 
Teoria da ressonância 
Sempre que uma molécula ou um íon puderem ser 
representados por duas ou mais estruturas de Lewis, cuja única 
diferença é a posição dos elétrons, teremos: 
 
1 – Nenhuma dessas estruturas, que são chamadas de 
estruturas de ressonância ou contribuintes de ressonância, 
será a representação correta para a molécula ou íon. 
 
2 – A molécula ou íon será melhor representado por um híbrido 
de ressonância. 
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O que podemos falar do hídrido de ressonância? 
O
O O
d
-
d
-
d
-
1 – O comprimento das ligações C O são iguais e são 
intermediárias entre uma dupla e uma simples. 
2 – As densidades de carga são iguais em cada oxigênio. 
Híbrido de ressonância do íon 
carbonato 
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Ligação simples C-O: 1,43 Å 
Ligação dupla C=O: 1,20 Å 
Ligação medida: 1,28 Å 
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Licopeno (presente no 
tomate) 
Exemplo da importância da ressonância 
íon acetato íon fenolato 
EXERCÍCIO: Qual dos dois íons é mais estabilizado por 
ressonância? 
Fórmula química 
• Maneira que os químicos possuem de representar a 
constituição das moléculas. 
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2 – Formas de representação de moléculas 
orgânicas 
2.1 - Fórmula empírica 
• Indica o tipo de átomos que formam uma molécula e a 
proporção em que se encontram. 
 
Ex.: CH2 CH3 C6H12O6 
2.2 - Fórmula molecular 
• Indica o tipo e a quantidade de átomos que formam uma 
molécula. (Não indica a maneira pela qual os átomos estão 
ligados, nem a disposição desses no espaço.) 
 
Ex.: C2H4 C2H6 CH2O 
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Eteno (C2H4) Buteno (C4H8) 
2.3 - Fórmula estrutural 
• Fornece a ordem de ligação (conectividade) dos átomos. 
 
• Existem várias maneiras de representar as fórmulas 
estruturais de compostos orgânicos. Ex.: Para um 
composto com fórmula molecular C3H8 
C
H
H
H
C C
H
H
H
H
H
H3CCH2CH3
Fórmula de traços Fórmula condensada Fórmula de linhas
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• Considerando a fórmula molecular C4H10O, têm-se as 
seguintes possibilidades de fórmula estrutural: 
C
H
H
H
C C
H
OH
C
H
H
H
H
H
H3CCH2CH(OH)CH3
OH
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• Compostos cíclicos (fórmula de traços e fórmula de linhas) 
CH2
CH2
CH CH
Cl
CH3
Cl
2.4 - Fórmulas tridimensionais 
• Fornece informação sobre como os átomos de uma 
molécula estão arranjados no espaço. 
19 
H
H
H
H
H
H HH
H
H
H
H
H
H H
H
H H
H
H H
H
H H
H
H H
H
HH
Outras Fórmulas Tridimensionais para o Etano.
Projeções de Newman
Fischer
Cela ou Cavalete
Isômeros: a importância das fórmulas estruturais 
Isômeros: compostos diferentes que têm a mesma fórmula 
molecular. 
Exemplo: Dois compostos isoméricos com fórmula molecular C2H6O 
C2H6O C2H6O 
Temperatura de 
ebulição em °C 
78.5 –24.9 
Temperatura de 
fusão °C 
–117.3 –138 
Reação com Na0 Libera H2 Não reage 
20 
C
H
H C
H
H
H
O H C
H
H
O C
H
H
HH
 
 
Dois compostos diferentes na conectividade de seus átomos 
Álcool etílico Éter dimetílico 
São isômeros constitucionais 
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• Têm a mesma fórmula molecular, mas diferentes 
conectividades dos átomos (diferentes fórmulas estruturais). 
• Tipos: 
Isomeria de CADEIA Isomeria de POSIÇÃO Isomeria de FUNÇÃO 
 
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Isômeros constitucionais 
F.M.: C3H6 
Propeno
Ciclopropano
1-propanol
OH
2-propanol
HO
F.M.: C3H8O 
Propanona
O
Propanal
H
O
F.M.: C3H6O 
Para a fórmula molecular C4H8O, são possíveis as 
seguintes fórmulas estruturais: 
OH
OH
O O
OH O
O
O
O
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 Propriedades físicas (Temperatura de Fusão e de Ebulição) e 
Solubilidade dependem das forças intermoleculares! (As 
forças intermoleculares são mais fracas que uma ligação 
covalente.) 
 Tipos de forças de Wan der Waals 
- Íon-íon 
- Íon-dipolo 
- Dispersão de London 
-Dipolo-dipolo permanente 
- Ligação de hidrogênio 
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3 – Forças intermoleculares 
3.1 - Força íon-íon 
• Mantém os íons unidos no estado cristalino. 
• São forças eletrostáticas de rede fortes. 
• É necessário grande energia térmica para separar os 
íons. 
fusão 
25 
3.2 - Força íon-dipolo 
• Atração entre íons e moléculas polares. 
• Presentes em solução contendo íon e solvente polar. 
Ex.: Solução aquosa de NaCl. 
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Moléculas APOLARES (μ = 0) 
↓ 
Movimento de elétrons 
↓ 
DipoloTEMPORÁRIO 
 
Dipolos INDUZIDOS (atrativos) nas moléculas vizinhas 
3.3 – Dispersão de London 
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• A força de Van der Waals atua somente a distâncias muito 
pequenas. Ela será maior quanto maior for a área de 
contato entre as moléculas. 
• Para alcanos de mesmo nº de átomos de carbono, a 
temperatura de ebulição diminui com o aumento da 
ramificação da cadeia. Ex.: 
36oC 28 oC 9,5 oC
 Influência da superfície nas forças de Dispersão de 
London 
28 
°C 
3.4 - Força dipolo-dipolo permanente 
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3.5 - Ligação de hidrogênio 
• Tipo especial de dipolo-dipolo: ocorre entre um grupo 
funcional H-A e um átomo B na mesma molécula ou em 
outra, onde a espécie B atua como doador de elétrons. 
• As interações por ligação de hidrogênio ocorrem em 
uma ampla faixa de energia e esta é fortemente 
dependente da natureza do átomo doador de elétrons 
(B) e da eletrodeficiência localizada no H (dependente 
da natureza do átomo A). 
 
 
30 
A H B Y
31 
• A ligação de hidrogênio é representada por uma linha 
pontilhada, e sua força tem intensidade da ordem de 4 a 
40 kJ/mol (dependente da natureza do átomo B). 
• Átomos de hidrogênio ligados a átomos pequenos e 
fortemente eletronegativos (do tipo F, N e O) e pares de 
elétrons não ligantes de outro átomo eletronegativo. 
 
•As interações por ligação de hidrogênio explicam propriedades 
físicas e comportamentos de compostos. 
32 
18 u.m.a. 
16 u.m.a. 
34 u.m.a. 
Exemplo: p.e 
Exemplo: Por que o gelo flutua? 
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Por que compostos com a mesma massa molar tem p.e. distintos? 
N
O
O O
N
OO
O
H
H
N
OO
O
H
Intramolecular
Intermolecular
p.e. = 2140C
p.f. = 450C
p.e. = 2790C
p.f. = 2130C
Por que compostos de natureza semelhante tem distintas 
solubilidades em água? 
34 
H3C CH3
H2C CH2
HC CH
<<< 3,5 mg/100 mL
3,5 mg/ 100 mL
200 mg/ 100 mL
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Por que certos compostos orgânicos tem total solubilidades em 
água e outros, que em tese, formam interação por ligação de 
hidrogênio da mesma natureza não? 
H3C O
H
H O
H
HO
H
OH
parte hidrofóbica
parte hidrofílica
? 
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N
O
O O
N
OO
O
H
H
0,2 g/ 100 mL de H2O 1,69 g/ 100 mL de H2O
Importante: Quanto mais forte as forças intermoleculares 
 (de atração), maior é a temperatura na qual um 
 líquido entra em ebulição e maior é o ponto de 
 fusão de um sólido. 
 
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Composto Massa molar Pe. (ºC) Força intermolecular 
predominante 
 
 
58 0 Van der Waals 
 
 
60 8 Dipolo-dipolo 
 
 
58 54 Dipolo-dipolo 
 
 
60 98 Ligação de hidrogênio 
 
 
60 118 Ligação de hidrogênio 
 
H3CCH2CH2CH3
H3COCH2CH3
H3CCOCH3
H3CCH2CH2CH2OH
H3CCO2H